LAS IDEAS ATÓMICAS DE LOS FILÓSOFOS GRIEGOS ¤ Leucipo y Demócrito creían que todas las cosas están compuestas de partículas diminutas, invisibles, idénticas e indestructibles de materia pura llamadas átomos (en griego átomo, 'indivisible'), que se mueven por la eternidad en un infinito espacio vacío. ¤ Sin embargo, esta teoría no se basaba en ningún hecho experimental, pues casi todos los filósofos griegos despreciaban los experimentos. ¿QUÉ ES EL ÁTOMO? El átomo es la mínima parte en que se puede dividir un elemento sin que pierda su identidad. MODELOS ATÓMICOS ♠ Se debe recordar que hasta ahora nadie ha logrado ver un átomo. Entonces algunos científicos agruparon observaciones, razonamientos y resultados experimentales para construir un modelo: la representación de lo que creían era un átomo. TEORÍA ATÓMICA DE DALTON ▪ Dalton conocía los estudios de los griegos Demócrito y Leucipo, los cuales fueron la base para la elaboración de los postulados de su teoría atómica: Todos los elementos están compuestos de partículas muy pequeñas e indivisibles, llamadas átomos. Toda materia está compuesta de combinaciones de estos átomos. Los átomos de un elemento particular son idénticos. Los átomos de elementos diferentes, son diferentes. Átomos del mismo elemento tienen el mismo tamaño, masa y forma. Modelo atómico de John Dalton DESCUBRIMIENTO DE LOS ELECTRONES La información acerca de los electrones comienza con el estudio de los rayos catódicos, los cuales fueron descubiertos por Julius Plücker en 1859. En 1886, William Crookes, experimentó el fenómeno eléctrico en un tubo de vacío, haciendo pasar por éste una corriente de alto voltaje y así producir una descarga, la cual mostró que los rayos se producen en el cátodo (polo negativo). En 1987, J.J Thomson demostró que los rayos catódicos eran desviados de sus trayectorias tanto por campos magnéticos como eléctricos y que estos rayos son partículas negativas a las que se les dio el nombre de electrones. Conociendo la fuerza del campo magnético y luego midiendo la desviación de los electrones, Thomson determinó la relación de la carga de un electrón a su masa, es decir, e/m. el valor obtenido fue de -1,76x 108 coulombio/gramo. EXPERIMENTO QUE DEMUESTRA QUE LOS RAYOS CATÓDICOS SE PROPAGAN EN LÍNEA RECTA. DESCUBRIMIENTO DE LOS RAYOS X En 1895, mientras trabajaba en investigación, el físico alemán Wilhelm Roentgen descubrió casualmente que los rayos catódicos que golpeaban una placa metálica (anticátodo) generaban rayos X. Demostró que estos rayos podían atravesar la materia, impenetrable a la luz ordinaria, y producir fluorescencia en algunas sustancias como el vidrio y la calcita. LOS PROTONES Cuando Golstein experimentaba con tubos de descarga, usando un cátodo perforado, cierto tipo de radiación atravesaba la abertura del cátodo y producía resplandor fuera de la región de los dos electrodos. Golstein concluyó que estos rayos debían tener carga positiva pues se dirigían hacia el cátodo. Además, se comprobó su carácter positivo por la desviación del rayo hacia una placa con carga negativa. Más tarde, Wein determinó la relación e/m en el rayo positivo. También comprobó que el valor más grande de e/m se obtenía cuando el tubo se llenaba con hidrógeno, el gas más liviano que existe. Esto sugirió que los rayos positivos son mucho más pesados que los electrones y que el hidrógeno tiene una partícula positiva fundamental llamada protón. MODELO ATÓMICO DE THOMSON ɷ En 1904, J.J Thomson postuló que un átomo está compuesto de una esfera de electricidad positiva con distribución uniforme de cargas negativas dentro de ella, es decir, una unidad simétrica neutra, donde casi toda la masa estaría asociada con la electricidad positiva. ɷ Sin embargo, este modelo no ofreció explicaciones satisfactorias a ciertos hechos experimentales realizados por Rutherford. MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Teniendo en cuenta las características de las partículas alfa bombardeó una lámina delgada de oro con rayos alfa provenientes de una fuente radiactiva. Alrededor de la lámina de oro colocó unas placas fotográficas y al revelarlas observó que la mayor parte de las partículas la atravesaban sin desviarse, unas pocas se desviaban e incluso algunas rebotaban al llegar a la lámina. Experiencia de Rutherford Para explicar estos resultados, Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo, con las siguientes características: Existe un núcleo cargado positivamente en el que se encuentra concentrada toda la masa. Los electrones, cargados negativamente, giran alrededor del núcleo como los planetas en torno al sol. EL APORTE DE MAX PLANCK ♣ Max Planck estableció que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos. ♣ La teoría cuántica establece que la radiación está formada por cuantos o fotones, cuya energía es proporcional a la frecuencia de la radiación, es decir E = hv ♦ La energía de un fotón se expresa por medio de la anterior ecuación donde v es la frecuencia (número de oscilaciones por segundo) de la luz y h es una constante universal (constante de Planck), cuyo valor es extremadamente pequeño (h = 6,625 x 10-27 erg/s), por lo que los efectos de la absorción o emisión de un cuanto no son perceptibles en el mundo macroscópico. MODELO ATÓMICO DE BOHR Se fundamenta en cuatro postulados: ☺ Los electrones en los átomos están localizados en órbitas o niveles de energía alrededor del núcleo. ☺ Los electrones en las órbitas más cercanas al núcleo tienen menor energía que aquellos en órbitas más alejadas del núcleo. ☺ Cualquier electrón puede tener solo ciertos valores de energía permitidos. Esta energía determina qué órbita ocupa un electrón. ☺ Los electrones pueden moverse de una órbita a otra, para esto un electrón debe ganar o perder una cantidad exacta de energía. ♪ Borh enunció que la energía de los electrones está cuantizada, tiene unos valores definidos que corresponden a los niveles de energía y que el valor energético de estos niveles aumenta a medida que se alejan del núcleo. ♪ A cada nivel se le asignó un número llamado número cuántico principal, representado por la letra n, que toma los valores 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7, partiendo del nivel más cercano al núcleo hacia afuera. ♪ También se usan las letras K, L, M, N, O, P y Q. K es el nivel de energía más cercano al núcleo. El número máximo de electrones posibles en cada nivel está dado por la fórmula 2n2. Por tanto en el primer nivel n=1, el número máximo de electrones es de 2x12 =2. En el segundo nivel, n=2 es 2x22=8 electrones. En el tercer nivel se deben encontrar 18 electrones y en el cuarto nivel 32. Los niveles superiores se encuentran incompletos. El nivel externo de un átomo neutro no debe tener más de 8 electrones. Al ser excitado, un electrón absorbe un cuanto de energía y salta a un estado cuántico superior. Cuando un electrón cae de un estado cuántico superior a uno inferior, hay emisión de energía. a. b. a. Al absorber luz un átomo, un electrón salta a una órbita exterior. b. Al emitir luz un átomo, un electrón salta a una órbita interior. MODIFICACIONES A LA TEORÍA DE BOHR Y NÚMEROS CUÁNTICOS ＊ Arnold Sommerfeld, en 1916, descubrió que en las líneas de los espectros de los elementos se hallaban otras más finas, de lo cual concluyó que si las líneas espectrales representaban niveles de energía, las líneas más finas constituían subniveles de energía. ＊ Basado en estos hechos, Sommerfeld propuso un modelo atómico según el cual los electrones se hallaban (además de las órbitas circulares) en órbitas elípticas, para cuya descripción se necesitan dos números cuánticos: el número cuántico principal (n) y el número cuántico azimutal secundario (l). Subniveles De Energía El número de subniveles en cada nivel de energía, es igual al número cuántico principal de éste (n). Los subniveles de energía se representan por las letras s, p, d, f, en orden creciente de energía. Por ejemplo, el nivel L en donde n vale 2, tiene 2 subniveles: s y p; el nivel M en donde n = 3, posee 3 subniveles: s, p, d. Las modificaciones al modelo de Bohr no terminaron con las órbitas elípticas. Pues se introducen dos números cuánticos más: El número cuántico magnético (m ) y El número cuántico spín (s). DUALIDAD ONDA-PARTÍCULA • • • • Louis Victor de Broglie contribuyó de manera fundamental al desarrollo de la mecánica cuántica al asociar a un electrón una onda Dualidad onda-partícula, es la posesión de propiedades tanto ondulatorias como corpusculares por parte de los objetos subatómicos. El principio fundamental de la teoría cuántica es que una entidad que estamos acostumbrados a considerar como una partícula (por ejemplo, un electrón, con un momento lineal p) puede comportarse también como una onda, mientras que otras entidades que solemos concebir como ondas (por ejemplo, la luz, con una longitud de onda λ) también pueden describirse como corpúsculos (en este caso, fotones). La longitud de onda λ y el momento lineal p de una entidad cuántica están relacionados por la ecuación pλ = h, donde h es una constante conocida como constante de Planck. MODELO MECÁNICOONDULATORIO DEL ÁTOMO ✓ El concepto ondulatorio de las partículas llevó al físico austriaco Erwin Schrödinger a proponer su propio modelo atómico. ✓ Según el modelo propuesto, los electrones no giran en torno al núcleo sino que se comportan como ondas que se desplazan alrededor del núcleo a determinadas distancias y con determinadas energías. ✓ Además se emplean ecuaciones que describen la onda electrónica para hallar la región del espacio en la que resulta más probable que se encuentre el electrón (orbital). a. a. Modelo atómico de Bohr b. b. Modelo atómico de Schrodinger PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE Formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927. Este principio que afirma que es imposible medir simultáneamente de forma precisa la posición y el momento lineal de una partícula, como el electrón. LOS NEUTRONES En 1932, el físico británico James Chadwick descubrió en el núcleo otra partícula, el neutrón, que tiene casi exactamente la misma masa que el protón pero carece de carga eléctrica. DESCRIPCIÓN DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS Números cuánticos Principal n Indica Nivel de energía Secundario l Indica Subnivel de energía Magnético m Indica Número de orbitales Espín s Indica Giro del electrón Número cuántico principal (n) Determina el nivel de energía principal donde se encuentra el electrón. Tiene valores enteros positivos que van de n = 1 a n =7. a medida que aumenta el número cuántico principal, más alta será la energía del electrón. Número cuántico secundario o azimutal (l ) ☀ Determina el subnivel dentro del nivel principal de energía, e indica la forma de la nube electrónica u orbital alrededor del núcleo. ☀ Los números cuánticos secundarios se designan con las letras s, p, d, f. ☀ Valores desde l =0 a n-1. ☀ El número máximo de electrones en un subnivel está determinado por 2(2l +1). s p d f Valor de l 0 1 2 3 Nº de electrones por nivel 2 6 10 14 SUBNIVEL Ejemplo ¿Qué valores de l son permitidos para un electrón con número cuántico principal n =6? 0, 1, 2, 3, 4 y 5. l puede tener valores desde 0 hasta 5. Número cuántico magnético (m) ✈ Determina la orientación de los orbitales en el espacio e indica el número de orbitales de determinada clase en cada nivel de energía. ✈ Valores: m = -l, 0, +l Ejemplo ¿Qué valores son permitidos para m en un electrón cuyo valor de l es 3? -3, -2,-1, 0, 1, 2 y 3. m puede tener valores desde -3 pasando por 0 hasta +3. Número cuántico de espín (ms ó s) ☂ Indica el sentido de rotación de un electrón sobre su propio eje. ☂ Puede tener valores de +1/2 ó -1/2 según la dirección del espín. Ejemplo ¿Qué valores son permitidos para s en un electrón con n =4, l =2 y m =-1? +1/2 y -1/2. sin interesar los valores de los otros números cuánticos, el valor de s debe ser siempre +1/2 y -1/2. PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI • El principio de exclusión fue formulado en 1925 por Wolfgang Pauli. • En un átomo no pueden encontrarse dos electrones con los cuatro números cuánticos idénticos. Ejemplo Teniendo en cuenta el principio de exclusión, predecir los conjuntos de números cuánticos para los seis electrones del átomo de carbono (Z=6). Electrón 1 2 3 4 5 6 n 1 1 2 2 2 2 l 0 0 0 0 1 1 m 0 0 0 0 -1 0 s -1/2 +1/2 -1/2 +1/2 -1/2 +1/2 EL PRINCIPIO DE LA MÁXIMA MULTIPLICIDAD O REGLA DE HUND Cuando hay disponibles orbitales de energía idéntica, los electrones tienden a ocuparlos de uno en uno, no por pares. TALLER Las siguientes preguntas constan de un enunciado y de cuatro opciones de respuesta, de las cuales debes escoger la correcta. 1. Rutherford bombardeó con partículas alfa una lámina muy fina de oro y observó que, aunque la mayor parte de las partículas la atravesaban sin desviarse, unas pocas sufrían una desviación bastante acusada e incluso algunas rebotaban al llegar a la lámina. Para explicar estos resultados, Rutherford propuso el modelo nuclear del átomo el cual sugiere que A. El átomo es como una esfera de electricidad en la que los electrones negativos estarán incluidos dentro de dicha esfera. B. La energía total de cada electrón, en un átomo, está cuantificada a determinados valores. C. Los electrones en un átomo, se hallan en niveles energéticos. D. El átomo posee un núcleo o centro, en el que se concentran su masa y su carga positiva. 2. Dalton retomó las ideas atómicas de los filósofos griegos. Pero, a diferencia de estos basó sus resultados en la experimentación. Así concluyó que A. La unidad mínima de la materia son las moléculas. B. El átomo presenta subniveles de energía. C. Los átomos son indivisibles y eternos. D. La combinación química no ocurre según proporciones numéricas simples. 3. La teoría atómica según la cual todas las cosas están compuestas de partículas diminutas, invisibles e indestructibles de materia pura que se mueven por la eternidad en un infinito espacio vacío, fue propuesta por A. Aristóteles y Anaxímenes B. Pitágoras y Zenón de Elea C. Leucipo y Demócrito D. Parménides y Epicuro 4. El modelo de Bohr pretende dar orden y estabilidad al modelo de Rutherford. Para ello se basa en el estudio de los espectros de emisión y en la mecánica cuántica. En 1913 Bohr propuso que A. Los electrones irradian energía cuando están en una órbita o nivel de energía permitido. B. Los electrones giran alrededor del núcleo únicamente en órbitas circulares. C. La mayor parte del volumen del átomo es espacio vacío. D. Los electrones se comportan como ondas que se desplazan alrededor del núcleo. 7. La era atómica se inicia con el descubrimiento de la radiactividad hecha por A. Dalton B. Rutherford C. Becquerel D. Curie 8. Al ser excitado, un electrón absorbe un cuanto de energía y salta a un estado cuántico superior. Cuando un electrón cae de un estado cuántico superior a uno inferior, hay emisión de energía. Cuando un electrón salta del nivel 4 al 3, ocurre que A. Se neutraliza el átomo B. Gana energía C. Pierde energía D. El átomo se desintegra 9. El número de subniveles en cada nivel de energía está dado por A. n B. n2 C. 2n2 D. l 10. Los niveles de energía están conformados por varios subniveles. Estos subniveles se representan en orden creciente de energía por las letras A. a,b,c,d B. k,l,m,n C. s,p,d,f D. n,l,ml,ms
